Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:А ты хочешь знать химию. Учебно-справочное пособие для старшеклассников и абитуриентов
.pdf
разуют гидриды металлов — твёрдые, нелетучие и тугоплавкие вещества. Степень окисления водорода в гидридах — отрицательная и равна 1. Устойчивость (прочность) гидридов
металлов и полярность связи в их «молекулах» увеличиваются справа налево по периоду и сверху вниз по подгруппе. Наиболее устойчив (прочен) и полярен по связи должен быть гидрид франция FrH.
Рассмотрим проявление свойств водородных соединений
элементов при их взаимодействии с водой. Вода — химически
активное вещество.
Запишем общие формулы водородных соединений для элементов подгрупп каждой группы:
Таблица 18
I II III IV V VI VII VIII
ЭН ЭН
2
Нелетучие водородные соединения
Прочность гидридов и полярность связи увеличиваются
связи
гидридов
Прочность
и полярность
увеличиваются
ЭН
3
ЭН
4
Летучие водородные соединения
Прочность водородных соединений и поляр-
ность связи увеличиваются
ЭН
3
ЭН
2
ЭН
и полярность
связи
уменьшаются
соединений
–
Прочность
водородных
Щелочные и щелочно-земельные металлы образуют с водородом гидриды-ионные соединения, в которых водород находится в нехарактерной для него отрицательной степени
окисления (–1), поэтому гидриды щелочных и щелочноземельных металлов — сильные восстановители, они восстанавливают водород из воды:
+ – + –2 + –2 – 0
NaH + H2O = NaOH + H
2
Схема электронного баланса
–
H
– 1e H0 1 H– окисляется до H0;
H
+
H
+ 1e H0 1 H +восстанавливается до H0;
H
CaH
+ 2H2O = Ca(OH)
2
–
— восстановитель
+
— окислитель
+ 2H
2
2
211
Менее активные металлы (все элементы главной подгруппы III группы) образуют малоустойчивые соединения сложного состава.
Соединяясь с неметаллами (элементами последующих IV–VII
групп), водород образует соединения с ковалентными связями, имеющие молекулярную кристаллическую решётку, а,
следовательно, обладающие летучестью. Степень окисления
водорода в водородных соединениях неметаллов — положительная и равна 1. Поскольку электроотрицательность элементов возрастает к концу периода, а в группах (главных подгруппах) электроотрицательность элементов уменьшается
с возрастанием заряда атомного ядра, то и полярность ковалентной связи в молекулах водородных соединений неметаллов увеличивается по периоду слева направо и уменьшается
в главных подгруппах при рассмотрении элементов сверху
вниз. Следовательно, у водородных соединений неметаллов
устойчивость (прочность) и полярность связей в молекулах
увеличиваются слева направо по периоду и уменьшаются
сверху вниз по подгруппе. Наиболее устойчива молекула фто-
роводорода HF, наименее устойчива молекула плюмбана
PbH
4.
Свойства водородных соединений связаны с поляризуемостью связей в их молекулах.
Поляризуемость связи — это свойство химической связи
становиться полярной или более полярной в результате действия на молекулу внешнего электрического поля (в том числе и соседних молекул другого вещества, с которым данное вещество вступает во взаимодействие).
Сравним свойства водородных соединений неметаллов (например, по отношению к воде), принадлежащих к разным
группам периодической системы. Неметаллы, как мы знаем,
находятся в главных подгруппах IV–VII групп периодической системы.
Водородное соединение углерода — метан CH
практиче-
4
ски в воде нерастворимо и не проявляет ни кислотных, ни
основных свойств. Это объясняют тем, что все четыре электрона углерода образуют общие электронные пары с четырьмя атомами водорода. Ковалентная связь в метане мало полярная и мало поляризуемая, а это значит, что метан не отщепляет от себя водород в виде протона. Но метан не может и
присоединить протон, так как в его молекуле все электроны
заняты на образование ковалентных связей с атомами водорода и нет неподелённых пар электронов.
212
В соответствии с протолитической теорией и электронной
теорией кислот и оснований Льюиса (часть 2, глава 1, § 7) водородное соединение азота — аммиак проявляет свойства
основания, вода (водородное соединение кислорода) — амфотерное соединение, а фтороводород (водородное соединение
фтора) проявляет свойства кислоты. Подобная закономер-
ность наблюдается и в других периодах.
Посмотрим, как изменяются кислотные свойства водородных соединений в подгруппах с увеличением заряда ядра. Как
уже отмечалось выше (см. теории кислот и оснований), взаимодействие водородных соединений элемен тов главных подгрупп VI и VII групп с водой приводит к образованию ионов
гидроксония и соответствующих кислот ных остатков, т. е.
растворяясь в воде они образуют кислоты. В ряду HF, HCl,
HBr, HI и в ряду H
O, H2S, H2Se, H2Te прочность этих соедине-
2
ний с возрастанием порядкового номера падает, а поляризуемость связи Н–Э увеличивается. Следовательно, сила кислот
в вышеуказанных рядах возрастает. Объясняется это тем, что
при увеличении заряда ядра атома элемента происходит увеличение размеров атомов и связь между атомом водорода и
неметалла ослабевает, а поэтому наиболее сильной в ряду HF,
HCl, HBr, HI является иодоводородная кислота, а в ряду H
H
S, H2Se, H2Te наиболее сильной является теллуроводород-
2
2
O,
ная кислота.
В периоде и в главной подгруппе с возрастанием заряда
ядра атома элементов кислотные свойства водородных соединений неметаллов усиливаются.
Некоторые замечания относительно формул водородных
соединений элементов. Для бинарных соединений принято на
последнем месте ставить химический знак более электроотрицательного элемента, т. е. элемента, проявляющего отрицательную степень окисления. Что касается формул гидридов металлов и формул водородных соединений элементов неметаллов
VI и VII групп, то их формулы соответствуют правилу, а формулы водородных соединений элементов главных подгрупп III и IV
группы принято записывать не по правилу (например, NH
сто H
N; CH4 вместо Н4С, несмотря на то, что и азот и углерод в
3
вме-
3
указанных соединениях проявляют отрицательные степени
окисления), это объясняется опасением принять их характер за
кислотный (на первом месте в формулах кислот записывают водород), что не соответствовало бы действительности.
Хотелось бы отметить ещё одну особенность некоторых
водородных соединений — наличие в некоторых из них во-
213
дородной связи, которая оказывает влияние на их свойства.
Возникновение водородной связи возможно лишь между
молекулами, в которых водород связан с сильно электроотрицательным элементом, таким как фтор, кислород,
азот. Особенность строения атома водорода заключается в
том, что при наличии в молекуле сильно электроотрицательного элемента, который оттягивает на себя электрон от водорода, атом водорода превращается в ион без электронной оболочки. Например, в молекулах фтороводорода и воды общая
электронная пара настолько сильно смещена от водорода к
атому электроотрицательного элемента, что та часть молекулы, в которой находится протон, получает частичный положительный заряд (
+
), причём сконцентрированный в малом
объёме, а поэтому протон, хоть и связанный с электроотрицательным элементом в молекуле сильно полярной ковалентной
связью, ведёт себя почти, как ион, но ион особый — ион без
электронной оболочки, его размер в сотни тысяч раз меньше
других ионов. Протон без электронной оболочки, «голый»
протон, не испытывает отталкивания от электронной оболочки других атомов, а, наоборот, притягивается ею. Поэтому
молекула той частью, в которой содержится протон, близко
подходит к другой молекуле (к той части молекулы, где нахо-
дится электроотрицательный элемент, и имеющей частичный отрицательный заряд (
–
) за счёт оттянутого от водорода
электрона) и вступает во взаимодействие с неподелённой
электронной парой электроотрицательного эле мен та.
Возникает водородная связь. Водородную связь сводили к
простому электростатическому притяжению между разноимённо заряженными частицами. Но сейчас ясно, что существенную роль здесь играет и донорно-акцепторное взаимодействие.
H
F H H H
. . . . . .
F
H H :O: …H :O: …H :O:
. . . . . .
Водородная связь — это связь между электроотрицатель-
ными элементами соседних молекул за счёт атома водорода.
Водородную связь принято обозначать тремя точками.
Прочность водородной связи примерно в 10 раз меньше обычной ковалентной связи. Но наличие водородных связей в веществах сказывается на свойствах этих веществ.
214
Наличием водородных связей объясняют то, что фтороводород и вода в отличие от водородных соединений элементов
главных подгрупп VI и VII групп при обычных условиях —
жидкости. Вода имеет аномальные свойства, в частности высокую температуру кипения, нехарактерную для вещества с
такой маленькой относительной молекулярной массой.
§ 12. Характеристика элементов главной подгруппы
VIII группы
Главную подгруппу VIII группы составляют инертные
газы: гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe и
радон Rn. Общим в строении атомов этих элементов является наличие завершённого наружного слоя. У гелия электроны находятся в состоянии s
ным, так как в атоме всего одна орбиталь, а на одной орбитали
по принципу Паули может быть не больше двух электронов.
Атомы неона, аргона, криптона, ксенона и радона имеют завершённый наружный слой. В наружном слое любого элемента (кроме элементов первого периода — водорода и гелия)
идёт заполнение s- и р-подуровней, а это значит, что при полном заполнении s- и р-орбиталей, как это имеет место в атомах инертных газов, образуется устойчивая восьмиэлектронная оболочка, состоящая из спаренных электронов. Наличи-
ем в атомах инертных газов устойчивой электронной
оболочки объясняют их химическую инертность, а отсюда и
их название инертные или благородные газы, так как они не
вступают в химическое взаимодействие с другими веществами при обычных условиях.
Инертные газы, как об этом уже говорилось выше, имеют
молекулярную кристаллическую решётку. Молекула инертных газов состоит из одного атома.
При изучении элементов главных подгрупп VII, VI, V, IV и I групп
используйте табл. 19–23 по указанным группам и план изложения по
теме «Сравнительная характеристика элементов главной подгруппы — группы».
План изложения темы
«Сравнительная характеристика элементов главной подгруппы—
группы» (с использованием таблиц с таким же названием)
Сравнить элементы — это значит указать на их сходство и различие.
1. Положение в периодической системе химических элементов
Д.И. Менделеева (указать группы и периоды).
2
— этот слой считается завершён-
215
2. Указать сходство и различие в строении атомов элементов.
3. Сделать вывод о принадлежности элементов к металлам, переходным элементам, неметаллам, исходя из положения элементов в
периодической системе и строения атомов элементов.
4. Указать возможные степени окисления, проявляемые элементами в простых веществах и в соединениях (оксидах, гидроксидах,
водородных соединениях, в соединениях с металлами — для неметаллов и в соединениях с неметаллами — для металлов).
5. Сравнить элементы по свойствам простых веществ, образованных элементами. Сделать возможные выводы из сравнения свойств
простых веществ.
6. Указать формулы и характер оксидов — указать к какой группе оксидов они принадлежат: к основным, амфотерным или кислотным. Сравнить оксиды по составу и характеру.
7. Указать формулы и характер гидроксидов — указать к какой
группе гидроксидов они принадлежат: к основаниям, амфотерным
гидроксидам или кислородсодержащим кислотам. Сравнить гидроксиды по составу и свойствам.
8. Сделать возможные выводы об изменении свойств элементов в
главной подгруппе (изменении металличности и неметалличности)
при рассмотрении их в порядке возрастания заряда атомного ядра,
исходя из сравнения свойств простых веществ, оксидов и гидроксидов.
9. Указать формулы и свойства водородных соединений и сделать
возможные выводы о металличности или неметалличности элементов, исходя из свойств водородных соединений.
10. Указать формулы и свойства соединений с металлами — для
неметаллов, соединений с неметаллами — для металлов.
Предлагается самостоятельно изложить темы в письменной форме, данные как оглавление § 13–18, используя знания периодического закона и периодической системы Д.И. Менделеева, знания об изменении свойств элементов в периодах и главных подгруппах периодической системы химических элементов, а также план изложения и
таблицы по главным подгруппам. В случае затруднений при выполнении задания можно воспользоваться материалом, данным в указанных параграфах. Сравнительная характеристика элементов разных групп преднамеренно изложена по одному и тому же плану с целью облегчения запоминания основных пунктов плана.
216
§ 13. Сравнительная характеристика элементов
главной подгруппы VII группы
Фтор, хлор, бром, иод (и астат — неустойчивый и поэтому
мало изученный) — это элементы, которые составляют главную подгруппу VII группы в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Общим в строении атомов
этих элементов является наличие 7 электронов в состоянии
2np5
ns
одного электрона, а это значит, что на внешнем слое атомов
этих элементов имеется три пары спаренных электронов и
один неспаренный электрон) — этим и объясняется наличие
сходных химических свойств. Строение наружного
электронного слоя указывает на то, что эти элементы в
соединениях с менее электроотрицательными элементами
(например, водородом и металлами) проявляют отрицательную степень окисления (–1), а в соединениях с кислородом,
который является более электроотрицательным, чем хлор,
бром и иод проявляют положительные степени окисления.
Наивысшая положительная степень окисления равна +7 —
по максимальному числу электронов, находящихся на
внешнем слое атома и которые атом может отдать на
образование химических связей с другими атомами. Все указанные выше элементы — неметаллы с точки зрения строения атомов, так как к неметаллам относят элементы, на внешнем слое атома которых имеется от 4 до 7 электронов.
Указанные элементы имеют на внешнем слое атома
максимальное число электронов (7 электронов), которое
может иметь элемент, относящийся к неметаллам, так что с
точки зрения строения атома эти элементы — типичные
неметаллы, т. е. элементы, в которых неметалличность
(химическая активность) выражена в наибольшей степени.
Но все эти элементы находятся в разных периодах, что ука-
зывает на то, что их атомы имеют разные радиусы: фтор во
втором периоде (в атомах фтора два энергетических уровня),
хлор в третьем периоде (в атомах хлора три энергетических
уровня), бром в четвёртом периоде (в атомах брома четыре
энергетических уровня) и иод в пятом периоде (в атомах иода
пять энергетических уровней) — это говорит о том, что электроны внешнего энергетического уровня в атомах этих элементов находятся на разном расстоянии от ядра, а значит и
разную прочность связи наружных электронов с ядром в атоме и, следовательно, неметаллические свойства у них прояв-
на внешнем слое атомов (до завершения слоя не хватает
217
ляются в разной степени. Неметалличность — это свойство
атома элемента прочно удерживать свои электроны. При одинаковом числе электронов на внешнем слое прочность связи
наружных электронов с атомом зависит от радиуса атома (чем
меньше радиус, тем больше прочность связи электронов с атомом): атом фтора имеет наименьший радиус, следовательно,
у него в большей степени проявляются неметаллические
свойства. Фтор имеет наименьший радиус из всех неметаллов. Фтор — самый типичный неметалл, фтор не отдаёт своих электронов ни одному из элементов, а поэтому фтор не имеет положительной степени окисления. Фтор — самый электроотрицательный элемент: он отнимает электроны у атомов
других элементов, а поэтому имеет только отри цательную
степень окисления в соединениях и проявляет окислительные свойства в наибольшей степени. В соединении фтора с
кислородом OF
кислород имеет положительную степень
2
окисления, а фтор — отрицательную степень окисле ния.
Как элементы-типичные неметаллы фтор, хлор, бром и
иод образуют простые вещества с молекулярной кристаллической решёткой, структурной частицей которой является
двухатомная молекула. С увеличением радиуса атома у элементов главных подгрупп химическая активность (неметалличность) уменьшается. Неметаллические свойства постепенно уменьшаются, но идёт постепенное нарастание металлических свойств — это подтверждается свойствами простых
веществ, образованных этими элементами: фтор — газ светлозелёного цвета, хлор — газ жёлто-зелёного цвета, бром —
жидкость красно-бурого цвета, иод твёрдое кристаллическое
вещество тёмно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
При рассмотрении свойств простых веществ можно увидеть
подтверждение и другой закономерности: с возрастанием молекулярной массы увеличиваются плотность и интенсивность
окраски веществ.
Элементы главной подгруппы VII группы не обладают аллотропией.
При характеристике элементов обычно рассматривают, помимо свойств простых веществ, свойства их соединений, т. е.
свойства оксидов, гидроксидов и водородных соединений. Состав высших оксидов элементов-галогенов (кроме фтора) может
быть выражен общей формулой Э
и состав соответствующих
2О7
кислородсодержащих кислот может быть выражен общей формулой НЭО
. Высшие оксиды — кислотные и соответствующие
4
им гидроксиды — кислородсодержащие кислоты.
218
Поскольку в атомах данных элементов на внешнем слое
имеется только один неспаренный электрон, атомы могут
присоединять только по одному атому водорода и состав водородных соединений выражается общей формулой НЭ. Водородные соединения фтора, хлора, брома и иода имеют молекулярную кристаллическую решётку, а поэтому эти соединения —
летучие вещества (исключе нием является фторово до род —
жидкое вещество, что объясняют наличием между молеку ла ми фтороводорода водородных связей, образующихся в
результате сильной поляризации связи между атомами фтора
и водорода в молекуле фтороводорода). Образование летучих
водородных соединений является признаком неметаллов.
Фтороводород, хлороводород, бромоводород и иодоводород
растворяются в воде, образуя соответственно фтороводородную, хлороводородную (больше известно как соляную кислоту), бромоводородную и иодоводородную кислоты (бескислородные кислоты). В подгруппах с возрастанием порядкового
номера элемента в связи с увеличением радиуса атомов облегчается отщепление водорода от молекул, и, следователь-
но, увеличивается сила бескислородных кислот. Из данной
группы кислот наиболее сильной будет иодоводородная кислота.
Элементы данной подгруппы, проявляя неметаллические
свойства, образуют соединения с металлами, в которых проявляют степень окисления –1, так как до завершения наружного энергетического уровня им нехватает одного электрона. Особенно энергично протекают реакции при взаимодействии их с типичными металлами. Результатом
взаимодействия являются соли бескислородных кислот.
Первым из этого семейства был открыт хлор, который входит в состав поваренной соли (хлорида натрия NaCl). От
греческого «гальс» — соль, «геннао» — рождаю, элементы
данной подгруппы получили название галогены, т. е. солеобразователи или солероды.
2Na + Cl
= 2NaCl
2
С точки зрения свойств соединений, которые образуют
указанные элементы, мы можем сделать вывод, что указанные элементы-галогены — типичные неметаллы. Но даже
в семействе галогенов, состоящим из типичных неметаллов, у иода наблюдается проявление некоторых металлических свойств — металлический блеск у простого вещества — иода.
219
§ 14. Сравнительная характеристика элементов
главной подгруппы VI группы
Кислород, сера, селен, теллур (и полоний — радиоактивный элемент) — это элементы, которые составляют главную
подгруппу VI группы в периодической системе химических
элементов Д.И. Менделеева. Общим в строении атомов этих
элементов является наличие 6 электронов в состоянии ns
на внешнем слое атомов (до завершения слоя нехватает 2-х
электронов, а это значит, что на внешнем слое атомов этих
элементов имеется две пары спаренных электронов и два электрона неспаренных) — этим и объясняется наличие сходных
химических свойств. Строение наружного электронного слоя
указывает на то, что эти элементы в соединениях с менее электроотрицательными элементами (например, водородом и металлами) проявляют отрицательную степень окисления (–2),
а в соединениях с более электроотрицательными элементами
проявляют положительные степени окисления. Высшая положительная степень окисления будет равна +6 — по максимальному числу электронов, находящихся на внешнем слое
атома и которые атом может отдать на образование химических связей с другими атомами. Все указанные выше
элементы-неметаллы с точки зрения строения атомов, так как
к неметаллам относят элементы, на внешнем слое атома которых имеется от 4 до 7 электронов. Но все эти элементы нахо-
дятся в разных периодах, что указывает на то, что их атомы
имеют разные радиусы: кислород во втором периоде (в атомах кислорода два энергетических уровня), сера в третьем периоде (в атомах серы три энергетических уровня), селен в четвёртом периоде (в атомах селена четыре энергетических уровня) и теллур в пятом периоде (в атомах теллура пять
энергетических уровней) — это говорит о том, что электроны
внешнего энергетического уровня в атомах этих элементов
находятся на разном расстоянии от ядра, а значит и разную
прочность связи наружных электронов с ядром в атоме и, следовательно, неметаллические свойства у этих элементов проявляются в разной степени. Неметалличность — это свойство
атома элемента прочно удерживать электроны наружного
слоя. При одинаковом числе электронов на внешнем слое
прочность связи электронов с атомом зависит от радиуса атома (чем меньше радиус, тем больше прочность связи электронов с атомом): атом кислорода имеет наименьший радиус,
следовательно, у него в большей степени проявляются неме-
2np4
220
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]